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A、B、D、E、F为短周期元素，非金属元素A最外层电子数与其周期数相同，B的最外层电子数是其所在周期数的2倍。B 在D中充分燃烧能生成其最高价化合物BD₂。E^＋与D^2－具有相同的电子数。A在F中燃烧，产物溶于水得到一种强酸。回答下列问题：
（1）A在周期表中的位置是           ，写出一种工业制备单质F的离子方程式             。
（2）B、D、E组成的一种盐中，E的质量分数为43%，其俗名为              ，其水溶液与F单质反应的化学方程式为                                                  ；在产物中加入少量KI，反应后加人CC1₄并振荡，有 机层显       色。
（3）由这些元素组成的物质，其组成和结构信息如下表：

 非金属知识规律总结

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一、非金属元素在周期表中的位置和结构特点

1、除H外，非金属元素均在“阶梯线”的右上方。共有16种非金属元素，其中包括稀有气体元素6种。

2、非金属元素(包括稀有元素)均在主族(零族)。非金属元素一般都有变价。

3、最外层电子数一般≥4(H、B除外)。

4、原子半径比同周期金属半径小(稀有元素除外)。

二、非金属性强弱的判断依据

    元素非金属性的本质是元素的原子吸引电子的能力。试题常通过以下几个方面来比较元素的非金属性：

1、单质跟H₂化合难易程度（反应条件，剧烈程度，反应热的大小，生成气态氢化物的稳定性）。

2、最高价氧化物对应水化物的酸性。

3、化合物中元素化合价的正负，如BrCl中，Cl为-1价，Br为+1价，说明非金属性Cl＞Br。

4、通过氧化还原反应确定非金属单质的氧化能力，进而比较非金属性。

    需要指出的是，非金属单质的活动性与非金属元素的活动性，有密切的联系，但不是一回事。例如氮元素的非金属性相当强，可是它的单质N₂化学性质却不很活泼。单质的化学性质不仅取决于原子结构，而且取决于分子结构和晶体结构。

三、非金属元素的性质及递变规律

1、单质:

(1)结构:除稀有气体外，非金属原子间以共价键结合。非金属单质的成键有明显的规律性。若它处在第N族，每个原子可提供8－N个价电子去和8－N个同种原子形成8－N个共价单键，可简称8－N规则；(H遵循2－N规则)。如ⅦA族单质:x－x；H的共价数为1，H－H，第ⅥA族的S、Se、Te共价单键数为8－6＝2,第ⅤA族的P、As共价单键数8－5＝3。但第二周期的非金属单质中N₂、O₂形成多键。

(2)熔沸点与聚集态。它们可以分为三类：

①小分子物质。如:H₂、O₂、N₂、Cl₂等，通常为气体，固体为分子晶体。

②多原子分子物质。如P₄、S₈、As₄等，通常为液态或固态。均为分子晶体，但熔、沸点因范德华力较大而比①高，Br₂、I₂也属此类，一般易挥发或升华。

③原子晶体类单质。如金刚石、晶体硅和硼等，是非金属单质中高熔点“三角区”，通常为难挥发的固体。

(3)导电性:非金属一般属于非导体，金属是良导体，而锗、硅、砷、硒等属于半导体。但半导体与导体不同之处是导电率随温度升高而增大。

(4)化学活性及反应:

    ③非金属一般为成酸元素，难以与稀酸反应。 固体非金属能被氧化性酸氧化。

2、氢化物：

(1)气态氢化物性质比较

(2)由于氢键的存在，使得第ⅤA、ⅥA、ⅦA氢化物的熔沸点出现了反常。第ⅤA中：SbH₃＞NH₃＞AsH₃＞PH₃；第ⅥA中： H₂O＞H₂Te＞H₂Se＞H₂S；第ⅦA中HF＞HI＞HBr＞HCl。

(3)气态氢化物水溶液的酸碱性及与水作用的情况。①HCl、HBr、HI溶于水成酸且都是强酸。②HF、H₂S、H₂Se、H₂Te溶于水成酸且都是弱酸。③NH₃溶于水成碱，氨水是弱碱。④PH₃、AsH₃、CH₄与水不反应。⑤SiH₄、B₂H₆与水作用时分解并放出H₂。

3、非金属氧化物的通性：

(1)许多非金属低价氧化物有毒，如SO₂、NO、NO₂、CO等，注意不能随便排放于大气中。

(2)非金属氧化物（除SiO₂外)大都是分子晶体，熔沸点相差不大。

(3)非金属氧化物大都为酸酐，相应的酸易溶于水，则氧化物易与水化合，反之水化反应难以进行。

(4)不成盐氧化物（如CO、NO）不溶于水，也不与碱反应。虽然NO₂能与碱反应生成盐，但NO₂不属于酸酐。

4、含氧酸

(1)同周期非金属元素最高价含氧酸从左到右酸性增强。

(2)氧化性:同种元素低价强于高价含氧酸.

如:HClO＞HClO₃＞HClO₄(稀)

   H₂SO₃＞H₂SO₄(稀)

   HNO₂＞HNO₃(稀)

(3)对于同种非金属形成的不同含氧酸，价态越高，酸性越强。其顺序如：HClO₄＞HClO₃＞HClO₂＞HClO，H₂SO₄＞H₂SO₃。

(4)难挥发的H₂SO₄、H₃PO₄受热难分解；强氧化性的HNO₃、HNO₂、HClO见光或受热易分解；非氧化性的H₂CO₃、H₂SO₃易分解。强酸可制弱酸，难挥发性酸制挥发性酸。

(5)常见含氧酸的一般性质：

①H₂SO₄：无色粘稠的油状液体，强酸，沸点高，不挥发，稳定。浓硫酸有吸水性、脱水性和强氧化性。

②H₂SO₃：仅存在于溶液中，中强酸，不稳定。

③HClO₄：在水溶液中相当稳定，最强无机酸，有强氧化性。

④HClO：仅存在于溶液中，是一种弱酸，有强氧化性和漂白性，极不稳定，遇光分解。⑤HNO₃：无色液体，强酸，沸点低，易挥发，不稳定，易分解，有强氧化性。

⑥H₃PO₄：无色晶体，中强酸，难挥发，有吸水性，稳定，属于非氧化性酸。

⑦H₂CO₃：仅存在于溶液中，弱酸，不稳定。

⑧H₂SiO₃：白色固体，不溶于水，弱酸，不挥发，加热时可分解。

⑨常见酸的酸性强弱。强酸：HCl、HNO₃、H₂SO₄；中强酸：H₂SO₃＞H₃PO₄(H₃PO₄中强偏弱）；弱酸：HF＞CH₃COOH＞H₂CO₃＞H₂S＞HClO＞H₂SiO₃。

四、11种无机化学气体的制取和性质(O₂、H₂、Cl₂、CO、NO、SO₂、NO₂、CO₂、H₂S、HCl、NH₃)。

(1)利用氧化还原反应原理制取的气体有：O₂、H₂、Cl₂、NO、NO₂等。

(2)利用复分解制取的气体有：SO₂、CO₂、H₂S、HCl、NH₃等。

(3)可用启普发生器制取的气体有：H₂、CO₂、H₂S等。

(4)只能用排气法收集的是：Cl₂、SO₂、NO₂、CO₂、H₂S、HCl、NH₃等。只能用排水法收集的气体是：NO、CO。

(5)使红色石蕊变蓝的气体是NH₃；使石灰水变浑浊的气体是SO₂和CO₂；使品红溶液褪色的气体是SO₂和Cl₂；使高锰酸钾溶液和溴水褪色的气体有H₂S和SO₂。

(6)臭鸡蛋气味的气体是H₂S；刺激性气味的气体有：Cl₂、SO₂、NO₂、HCl、NH₃等；毒性气体有：Cl₂、CO、NO、SO₂、NO₂、H₂S等。

(7)能在空气中燃烧的气体：H₂S、CO、H₂等

(1)CH₃⁺  、-CH₃(甲基)、CH₃^－都是重要的有机反应中间体，有关它们的说法正确的是

A．它们均由甲烷去掉一个氢原子所得

B．它们互为等电子体，碳原子均采取sp²杂化

C．CH₃^-与NH₃、H₂O⁺互为等电子体，几何构型均为三角锥形

D．CH₃⁺中的碳原子采取sp²杂化，所有原子均共面

E．两个－CH₃(甲基)或一个CH₃⁺和一个CH₃^－结合均可得到CH₃CH₃

(2)锌是一种重要的金属，锌及其化合物有着广泛的应用。

①锌在元素周期表中的位置是:_                         。

②葡萄糖酸锌[CH₂OH(CHOH)₄COO]₂Zn是目前市场上流行的补锌剂。写出Zn²⁺基态电子排布式     ，葡萄糖分子[CH₂OH(CHOH)₄CHO]中碳原子杂化方式有       。

③Zn²⁺能与NH₃形成配离子[Zn(NH₃)₄]²⁺。配位体NH₃分子属于              (填“极性分子”或“非极性分子”)；在〔Zn(NH₃)₄]²⁺中，Zn²⁺位于正四面体中心，N位于正四面体的顶点，试在左下图中表示出[Zn(NH₃)₄]²⁺中Zn²⁺与N之间的化学键。

④右上图示锌与某非金属元素X形成的化合物晶胞，其中Zn和X通过共价键结合，该化合物的Zn与X的原子个数之比为          。

⑤在④的晶胞(右上图)中，如果只考查X的排列方式，则X的堆积方式属于金属晶体堆积方式中的___        堆积；设该晶胞中Zn的半径为r₁ cm，其相对原子质量为M₁,X的半径为r₂cm，其相对原子质量为M₂，则该晶体的密度为_             g／cm³ (写出含有字母的表达式)。